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选择: 1)共轭酸碱对中两种物质浓度比值趋近于1 选用pKa接近(等于)该pH的弱酸-共轭碱的混合溶液。 pH=5左右的缓冲溶液， HAc—NaAc的混合溶液比较适宜， HAc的pKa等于4．75 3．2．2 配离子的解离平衡 配离子(络离子): 由中心原子(离子)和若干个中性分子或它种离子(配位体)通过配位键结合而成的复杂离子. [Ag(NH3)2]+、[Cu(NH3)4]2+、[Fe(CN)6]3– 配合物(络合物、配盐):含有配离子的化合物。 [Ag(NH3)2]C1、[Cu(NH3)4]SO4 1．配离子的解离平衡 配盐在水中能充分解离 配离子在水溶液中只，存在着解离平衡 总解离常数 简式： 同一类型的配离子，K越大，配离子越易解离（越不 稳定） Ki：不稳定常数 配离子分级解离： 二级解离： 一级解离： 稳定常数（Kf）：由中心离子与配位体生成配离子（配离子生成）反应的平衡常数 同一类型的配离子，Kf越大，配离子越稳定 2．配离子解离平衡的移动 改变配离子解离平衡时的条件(酸度)，平衡将移动 一种配离子可以转化为另一种更稳定的配离子(平衡移向生成更难解离的配离子的方向) 相同类型的配离子，根据配离子的Ki来判断反应方向 3．3 难溶电解质的多相离子平衡 用沉淀反应来制备材料、分离杂质、处理污水以及鉴定离子等。 1)怎样判断沉淀能否生成? 2)如何使沉淀析出更趋完全? 3)如何使沉淀溶解? 多相系统的离子平衡及其移动。 3．3．1 多相离子平衡和溶度积 多相离子平衡(溶解平衡): 在一定条件下，当溶解与结晶的速率相等时，所建立的固相和液相中离子之间的动态平衡 简化： 溶度积常数（溶度积）：温度一定时，难溶电解质的饱和溶液中离子浓度的乘积 难溶电解质AnBm 溶度积 简式 AgCl的溶度积Ks比Ag2CrO4的Ks大，但AgC! 的溶解度(1.33?10–5 mol·dm–3)反而比Ag2CrO4的溶解度(6.5?10–5 mol·dm–3)要小。 原因：AgCl是AB型难溶电解质， Ag2CrO4是A2B型难溶电解质，两者的类型不同且两者的溶度积数值相差不大。 1）同一类型的难溶电解质（AB型的难溶电解质AgCl、BaSO4和CaCO3），在相同温度下，溶度积越大，溶解度也越大 2）不同类型的难溶电解质，不能认为溶度积小的，溶解度也一定小。 3．3．2 溶度积规则及其应用 1．溶度积规则 溶度积规则: 根据溶度积可以判断沉淀的生成和溶解 1)有沉淀析出 2)饱和溶液 3)不饱和溶液，无沉淀析出(沉淀溶解) 难溶电解质在水溶液中的多相离子平衡是相对的、有条件的 同离子效应: 因加入含有共同离子的强电解质使难溶电解质溶解度降低的现象 所得AgCl的溶解度与AgCl在纯水中的溶解度相比要小得多(同离子效应) 2．沉淀的转化 锅炉中的锅垢(CaSO4) Ks(CaSO4 ) Ks(CaCO3) 沉淀转化的程度用反应的平衡常数来衡量： 转化反应的平衡常数较大，表明沉淀转化的程度较大。 Na3PO4补充处理 沉淀的生成或转化除与溶解度或溶度积有关外，还与离子浓度有关 当涉及两种溶解度或溶度积相差不大的难溶物质的转化，有关离子的浓度有较大差别时，必须进行具体分析或计算，才能明确反应进行的方向 3．沉淀的溶解 根据溶度积规则，只要设法降低难溶电解质饱和溶液中有关离子的浓度，使离子浓度乘积小于它的溶度积，就有可能使难溶电解质溶解。 方法 (1)利用酸碱反应 酸碱理论: 1)阿仑尼乌斯(S．A．Arrhenius)的电离理论(1887年)、 2)布朗斯特(J．N．Br6nsted)和劳莱(J．M．Lowry)的质子理论(1923年)、 3)路易斯(G．N．Lewis)的电子理论(1923年)等等。 电离理论: 酸:解离时所生成的正离子全部都是H+的化合物 碱:解离时所生成的负离子全部都是OH-的化合物 局限性: 把酸、碱的定义局限在以水为溶剂的系统，并把碱限制为氢氧化物 不能解释气态氨也是碱 金属钠溶解于非水溶剂100％乙醇中显示很强的碱性，但钠并非氢氧化物。 质子理论（水溶液、非水系统）： 酸:凡能给出质子的物质(质子给体) 碱:凡能与质子结合的物质(质子受体) 以质子H+为判据。 水溶液中： 辩证关系: 酸中包含碱，碱可以变酸 共轭酸碱对 电子理论： 酸：接受电子对的物质 碱：给出电子对的物质 以电子对的授受来判断酸碱的属性 2．酸和碱在水溶液中的离子平衡及pH的计算 强酸（碱）：全部解离 弱酸（碱）：解离平衡 平衡常数K